Titolazioni Acido-base Titolazioni acidi e basi forti Titolazioni acidi deboli e basi forti

Titolazione acido-base Una titolazione acido-base è un procedimento che permette di determinare il titolo (ovvero la concentrazione) di una soluzione incognita. Consiste nell’aggiungere volumi noti di una soluzione a concentrazione nota (definita titolante) ad un volume noto di una soluzione (definita titolando) a concentrazione ignota. Il titolante deve reagire in modo rapido, completo e con stechiometria ben definita con la sostanza da titolare. Nel caso delle titolazioni acido-base, il titolante ed il titolando sono costituiti quindi da acidi o basi forti.

Titolazione acido-base Dal punto di visto pratico….. La soluzione di acido da titolare (titolando) viene introdotta in una beuta e la soluzione di base a concentrazione nota (titolante) viene posta in una buretta graduata sopra il recipiente e aggiunta goccia a goccia fino alla neutralizzazione completa dell’acido. Dal volume di base aggiunto si risale immediatamente al numero di moli di base necessarie alla neutralizzazione nbase = volume  concentrazione che, per un acido monoprotico, coincide col numero di moli di acido incognito. Per capire quando si è raggiunta la neutralizzazione si aggiunge un indicatore con viraggio al pH desiderato.

Punto equivalente MAVA = MBVB Questo punto si chiama punto equivalente Una titolazione termina quando le moli di titolante uguagliano quelle della sostanza da titolare: nA=nB MAVA = MBVB Questo punto si chiama punto equivalente

Titolazione in pratica

Titolazione acido base con fenolftaleina Nella soluzione acida la fenolftaleina è incolore e tale rimane finchè la base aggiunta è in difetto. Quando il pH arriva a 9 il colore inizia a virare a rosa e ci si ferma

Titolazioni acido-base Aggiunta di un volume noto di titolante alla soluzione di acido forte Si registrano le variazioni di pH ottenute con aggiunte progressive di volumi noti di titolante Soluzione di una base forte a [ ] nota (titolante) Si determina la variazione di pH prodotta nella soluzione di acido forte Soluzione di un acido forte titolando

INDICATORI Un indicatore è un acido debole o una base debole la cui forma protonata ha un colore diverso dalla forma ionizzata. Esso viene aggiunto in piccole quantità ad una soluzione e può assumere colori diversi a seconda del pH della soluzione. Come acido debole l’indicatore HIn presenta l’equilibrio HIn + H2O H3O+ + In- rosso giallo metilarancio Poiché l’indicatore è aggiunto in piccolissima quantità, [H3O+] ha un valore costante uguale a quello della soluzione alla quale si aggiunge l’indicatore e si ha

Soluzione arancio (viraggio) Il rapporto [HIn]/[In-] determina il colore della soluzione e si possono avere tre casi limite Soluzione rossa Soluzione arancio (viraggio) Soluzione gialla In generale ogni indicatore è caratterizzato da un valore di KIn: in una soluzione esso assumerà il colore della specie protonata HIn per pH<pKIn mentre assumerà il colore della specie ionizzata In- per pH>pKIn.

Principali indicatori acido-base

Verde bromo-cresolo pH <3.8 pH =4.9 pH >5.4

Metil-Arancio pH<3.1 pH=3.4 pH>4.4

Rosso di metile pH<4.2 pH=5,0 pH>6.2

La rappresentazione grafica della variazione di pH in funzione del volume (mL) di base (acido) aggiunto è detta curva di titolazione. Nella figura sotto è riportata la curva di titolazione di 50 ml di HCl 0.1M con NaOH 0.1M Vi è un rapido cambiamento del pH della soluzione in prossimità del punto di equivalenza e qualunque indicatore con un pKa compreso tra 4 e 11 è adatto per rilevarlo.

Il punto di equivalenza di una titolazione è il punto che corrisponde all’aggiunta di una quantità stechiometrica di base (o acido). Per una titolazione acido-base forti il punto di equivalenza sarà a pH=7. Il pH all’inizio della titolazione è il pH di una soluzione di HCl 0,1M e vale quindi pH=-log(0,1)=1 Durante la titolazione il pH si calcola tenendo conto che il numero di moli di base aggiunte neutralizzano lo stesso numero di moli di acido: il numero di moli di acido restanti viene diviso per il volume totale (che è aumentato rispetto al valore iniziale).

Titolazione di un acido forte con una base forte: 50.0 mL di HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M Cominciamo col considerare la soluzione iniziale di HCl: HCl H+ + Cl- Il pH iniziale prima dell’aggiunta di base sarà: [H3O+] = 0.1M  pH=1

Prima del punto equivalente Aggiungiamo 10 mL di NaOH HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- moliHCl iniziali=0.005; moliNaOH aggiunte=0.001;

Prima del punto equivalente Aggiungiamo 49.9 mL di NaOH HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- moliHCl iniziali=0.005; moliNaOH aggiunte=0.00499; [H3O+] = moliHCl - moliNaOH =0.0001 Vtot pH= 4.0

Punto equivalente Aggiungiamo 50 mL di NaOH HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- moliHCl iniziali=0.005 = moliNaOH aggiunte=0.005 Punto equivalente

Dopo il punto equivalente se si aggiungono 51 mL di NaOH HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH- moliHCl iniziali=0.005 = moliNaOH aggiunte=0.0051 Tutto l’acido cloridrico ha reagito, in soluzione non è rimasto acido ma solo NaCl (sale neutro), il pH dipende solo da [OH-] proveniente dall’eccesso di NaOH aggiunto

Dopo il punto equivalente pOH = 3.00; pH = 11.00

Titolazione acido debole con base forte La curva di titolazione ha una forma diversa rispetto a quella per acido e base forti. In questo caso il punto di equivalenza non coincide con il punto di neutralizzazione. Sotto è riportata la curva di titolazione di 100ml di CH3COOH 0.1M con NaOH 0.1M

Esempio – Titolazione di acido acetico 0,1 M con idrossido di sodio Il calcolo del pH a varie aggiunte è complicata dal fatto che il sale che si forma durante la titolazione può dare idrolisi. Esempio – Titolazione di acido acetico 0,1 M con idrossido di sodio CH3COOH+NaOH  CH3COONa+H2O La curva di titolazione può essere divisa in quattro parti e per ciascuna di esse si applica un diverso tipo di calcolo del pH

Titolazione di un acido debole con una base forte: 100.0 mL di CH3COOH 0.1 M con NaOH 0.1 M Cominciamo col considerare la soluzione iniziale di CH3COOH: CH3COOH CH3COO- + H+ Il pH si calcola considerando semplicemente la dissociazione dell’acido debole da solo !!! pH = 2.88

Prima del punto equivalente 2 Aggiungiamo 50 mL di NaOH moliacido iniziali=0.01; moliNaOH aggiunte=0.005; In 0,01 0,005 ---- Fin 0,005 ---- 0,005 Soluzione tampone ca=cs  pH = pKa = 4.74

Al punto equivalente 3 tutto l’acido è trasformato in sale il cui anione ha carattere basico In 0,01 0,01 ---- Fin ---- ---- 0,01 Bisogna considerare l’idrolisi della base CH3COO- ! In questo caso il punto di equivalenza non coincide con il punto di neutralizzazione pH = 8.96

Dopo il punto equivalente 4 la soluzione contiene CH3COONa + la quantità di base aggiunta in eccesso dopo il punto di equivalenza. La [OH-] proveniente dall’idrolisi dello ione acetato è trascurabile, pertanto il pH dipende da [OH-] proveniente da NaOH aggiunto.

Dopo il punto equivalente 5 se si aggiunge 1 mL di NaOH oltre i 100 mL necessari per la neutralizzazione: pOH = 3.00; pH = 11.00

In questa zona (quando la [OH-] < [AH]) N.B. Al punto di equivalenza il pH non è neutro perché è presente la base coniugata di un acido debole che dà idrolisi basica In questa zona (quando [OH-] raggiunge e supera la [AH]) si hanno grandi variazioni di pH In questa zona (quando la [OH-] < [AH]) si hanno piccole variazioni di pH. Le minori variazioni si hanno quando è stato aggiunto metà del volume equivalente.

Confronto tra le curve di titolazione di un acido forte e di un acido debole